九年级化学第十章知识点总结.docx

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1、九年级化学第十章知识点总结第十单元 酸和碱 第一节 预备 一、酸碱指示剂 l 定义：能跟酸或碱的溶液起作用而显示不同颜色的物质叫做酸碱指示剂。 l 常见的酸碱指示剂有紫色石蕊溶液和无色酚酞溶液。 l 某些植物的花瓣或果实也可用作酸碱指示剂。 l 紫色石蕊溶液遇酸溶液变红，遇碱溶液变蓝，在中性溶液中呈紫色。 无色酚酞溶液遇酸溶液不变色，在中性溶液中不变色，遇碱溶液变红。 l 并非所有的盐溶液都是中性的。 水溶液呈碱性的盐：纯碱、小苏打等。 水溶液呈酸性的盐：硫酸铜、硫酸氢钠等。s 二、干燥剂 1. 使用干燥剂的目的是除去气体中混有的水蒸气。 2. 我们学过的干燥剂有氢氧化钠、浓硫酸、氧化钙、氯化

2、钙等。 氢氧化钠易潮解；浓硫酸具有吸水性；而氧化钙可以与水反应：CaO+H2O=Ca(OH)2 3. 氢氧化钠氢氧化钠等碱性干燥剂不能干燥氯化氢、二氧化碳、二氧化硫等酸性气体。 4. 浓硫酸 浓硫酸等酸性干燥剂不能干燥氨气等碱性气体。 三、复分解反应 l 定义：两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应叫复分解反应。 l 特点：交换成分，价态不变。 l 反应发生的条件：生成难电离的物质。 l 置换反应和复分解反应没有先后顺序，可同时发生。 第二节 酸 一、酸的定义和分类 酸：物质溶于水时，形成的阳离子全部是H+的化合物。 由于酸、碱、盐溶于水时会电离出阴、阳离子，所以酸、碱、盐的水溶液具

3、有导电性。 酸 含氧酸 H2SO4、H2CO3、HNO3、H2SO3 无氧酸 HCl、HF、H2S 特殊的有机酸：CH3COOH有刺激性气味，易挥发 l 酸的电离：HCl=H+Cl-，H2SO4=2H+SO42- 二、常见的酸 化学式 形成 状态 盐酸 HCl H2+Cl2HCl 硫酸 H2SO4 SO2+H2O=H2SO3，2H2SO3+O2=2H2SO4 无色粘稠的油状液体 无色液体 浓硫酸具有吸水性 浓硫酸具有强腐蚀性 浓硫酸溶于水时会放出大量热 重要化工原料，用于生产化肥、农药、火药、染料以及冶炼金属、精炼石油和金属除锈等 在实验室中常用浓硫酸作干燥剂 无色液体、具有酸味、刺激性气味

4、特点 浓盐酸具有强挥发性 用途 重要化工产品，用于金属表面除锈、制药 人体胃液中含有盐酸，可以帮助消化 敞口放置的变化 质量减小，溶质质量分数减小 质量变大，溶质质量分数减小 浓硫酸的稀释：把浓硫酸沿器壁慢慢注入，并不断用玻璃棒搅拌。 如果把水倒进浓硫酸里，由于水的密度小，浮在硫酸上面，硫酸溶解时放出的热不易散失，使水暴沸，使硫酸液滴向四周飞溅，导致危险。 注意事项 工业生产的盐酸偏黄，是因为含有Fe3 +，可用蒸馏法提纯。 打开浓盐酸的瓶塞，会有白雾出现，是因为：挥发的氯化氢气体极易溶于水，挥发时溶解的氯化氢与水蒸气形成了盐酸的小液滴。 l 浓硫酸能将纸张、木材、布料、皮肤中的氢、氧元素按水

5、的组成比脱去，这种作用通常叫做脱水作用。 l 盐酸、硝酸、醋酸具有挥发性；碳酸不稳定，容易分解成二氧化碳和水。 l 硝酸、硝酸银见光易分解，所以它们要放在棕色试剂瓶中。 l 浓硫酸的稀释操作 三、酸的化学性质 酸有相同的化学性质是因为酸在水中都能电离出H+，有不同的化学性质是因为能电离出的酸根离子不同。 1. 酸溶液能使酸碱指示剂变色：使紫色石蕊溶液变红。 2. 酸+活泼金属 盐+氢气 a) 这里不包括浓硫酸和硝酸。 b) 示例：Fe+2HCl=FeCl2+H2 和 Fe+H2SO4=FeSO4+H2 铁表面有气泡产生；溶液由无色逐渐变为浅绿色。 3. 酸+金属氧化物 盐+水 a) 金属氧化物

6、可以是活泼金属的氧化物和不活泼金属的氧化物。因为生成物有水，符合复分解反应的发生条件，所以反应一定发生。 b) 示例1：Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O 和 Fe2O3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+3H2O 铁锈逐渐溶解消失；溶液由无色逐渐变成黄色。 c) 示例2：CuO+2HCl=CuCl2+H2O 和 CuO+H2SO4=CuSO4+H2O 黑色粉末逐渐溶解消失；溶液由无色逐渐变成蓝色 4. 酸+碱 盐+水 5. 酸+盐 新酸+新盐 a) 反应发生的条件： 新酸是碳酸； 如果新酸不是碳酸，新盐必须是沉淀。 b) 碳酸盐都能与酸反应：CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O

7、+CO2 c) 除硫酸钡以外的钡盐都能与硫酸反应：BaCl2+H2SO4=BaSO4+ 2HCl d) 硝酸银能与盐酸反应：AgNO3+HCl=HNO3+AgCl 第三节 碱 一、碱的定义和分类 碱：物质溶于水时，形成的阳离子全部是OH-的化合物。 NH3H2O 碱 金属的氢氧化物 四大强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2 白色沉淀：Mg(OH)2、Al(OH)3、Zn(OH)2、Mn(OH)2 有色沉淀：蓝色沉淀Cu(OH)2、红褐色沉淀Fe(OH)3 l 四大强碱都可以溶于水，但弱碱不能溶于水。氨水是氨气溶于水形成的液体。 l 在初中化学范围内，只有氢氧化铜是蓝色沉淀，氢

8、氧化铁是红褐色沉淀。 l 氨水的电离是NH3H2O=NH4+ OH-，所以氨水也是碱。 l 钾、钠、钙的氧化物能与水反应生成相应的碱。如：CaO+H2O=Ca(OH)2 二、常见的碱 化学式 工业制法 状态 腐蚀性 特点 氢氧化钠 NaOH CaCO3氢氧化钙 Ca(OH)2 CaO+CO2，Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3 白色块状固体 强腐蚀性 极易溶于水，溶于水时放出大量的热。 氢氧化钠固体易吸水而潮解。 用于肥皂、石油、造纸、纺织和印染等行业。 氢氧化钠能与油脂反应，所以可以除油CaO+H2O=Ca(OH)2 白色粉末状固体 较强腐蚀性 微溶于水，溶于水时放热不明显

9、。 漂白粉、建筑材料、改良酸性土壤和河流、配制波尔多液 在实验室中可以证明二氧化碳。 用途 污。 l 酸、碱包括其溶液都要密封。 l 澄清的石灰水就是氢氧化钙的水溶液。 l 氢氧化钠必须密封有两个原因： 吸水性； 能与空气中的二氧化碳反应：2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O。 三、碱的化学性质 碱有相同的化学性质是因为不同的碱溶液中都含有相同的OH-。 1. 碱溶液能使指示剂变色：使紫色石蕊溶液变蓝，使无色酚酞溶液变红。 由于弱碱不溶于水，所以弱碱不能使指示剂变色。 2. 碱+非金属氧化物 盐+水 a) 反应发生的条件： 碱是四大强碱； 非金属氧化物是二氧化碳、二氧化硫、三氧化硫。 b)

10、 根据条件我们可以写出十二个化学方程式，但必须掌握的四个化学方程式是： 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O 2NaOH+SO2=Na2SO3+H2O 2NaOH+SO3=Na2SO4+H2O Ca(OH)2+CO2=CaCO3+ H2O 3. 碱+酸 盐+水 在碱的通性中，弱碱只有该性质。 4. 碱+盐 新碱+新盐 a) 反应发生的条件： 反应物能溶于水； 新碱是氨水； 若新碱不是氨水，新碱和新盐中至少有一个沉淀。 b) 铵盐一定能与四大强碱反应。 c) 新碱是沉淀： 蓝色沉淀 2NaOH+CuSO4=Na2SO4+Cu(OH)2 红褐色沉淀 3NaOH+FeCl3=3NaCl+Fe(O

11、H)3 白色沉淀 2NaOH+MgSO4=Na2SO4+Mg(OH)2 d) 新盐是沉淀： Ba(OH)2+Na2SO4=BaSO4+ 2NaOH Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3+2NaOH e) 蓝白沉淀：Ba(OH)2+CuSO4=BaSO4+ Cu(OH)2 f) 红白沉淀：3Ba(OH)2+Fe2(SO4)3=3BaSO4+ 2Fe(OH)3 g) 波尔多液：Ca(OH)2+CuSO4=CaSO4+Cu(OH)2 弱碱在加热的条件下会分解成金属氧化物和水。如Cu(OH)2但需要注意的是，强碱没有该性质，该性质不属于碱的通性。 四、氢氧化钠和氢氧化钙变质 1. 氢氧化钠变质 氢

12、氧化钠变质是因为与空气中的二氧化碳反应生成碳酸钠。 证明方法： CuO+H2O。 a) 取样，加过量的稀盐酸，如果有气泡产生，说明氢氧化钠已经变质： NaOH+HCl=NaCl+H2O 和 Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2 b) 取样，加氢氧化钙溶液，如果有白色沉淀产生，说明氢氧化钠已经变质： Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3 c) 取样，加氯化钙溶液，如果有白色沉淀产生，说明NaOH已经变质： Na2CO3+CaCl2=2NaCl+CaCO3 或 Na2CO3+Ca(NO3)2=2NaNO3+CaCO3 2. 氢氧化钙变质 氢氧化钙变质是因为与空气中的二

13、氧化碳反应生成碳酸钙。 证明方法：取样，加入过量的稀盐酸，如果有气泡产生，说明氢氧化钙已经变质： Ca(OH)2+2HCl=CaCl2+2H2O CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2 3. 氢氧化钠固体和氢氧化钙固体变质时，固体质量都会增加。 五、氢氧化钠和氢氧化钙部分变质 1. 氢氧化钠部分变质的证明方法： 取样，加过量的氯化钙溶液，如果有白色沉淀产生，说明碳酸钠存在： Na2CO3+CaCl2=2NaCl+CaCO3 或 Na2CO3+Ca(NO3)2=2NaNO3+CaCO3 过滤，向滤液中滴加酚酞溶液，如果滤液变红，说明氢氧化钠存在，氢氧化钠部分变质。 2. 氢氧化钙固体部

14、分变质的证明方法： 取样，加适量水使固体完全溶解，加入过量的稀盐酸，如果有气泡产生，说明碳酸钙存在： CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2 另取少量固体，加氯化铵研磨，如果闻到刺激性氨味，说明氢氧化钙存在，氢氧化钙部分变质：Ca(OH)2+2NH4Cl=CaCl2+2NH3+2H2O 或 Ca(OH)2+(NH4)2SO4=CaSO4+2NH3+2H2O 第四节 中和反应 l 定义：酸和碱作用生成盐和水的反应。 配平时要注意H2O的化学计量数。如：2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O l 强酸和强碱反应，一般没有明显的实验现象，所以为了观察反应是否发生，需要借助酸碱指示剂

15、。 如NaOH+HCl=NaCl+H2O，反应的时候要进行以下操作： 在烧杯中加入氢氧化钠溶液； 滴入几滴酚酞溶液； 用滴管慢慢地滴入稀盐酸，并不断用玻璃棒搅拌； 溶液由红色刚刚褪成无色时，说明氢氧化钠和盐酸恰好完全反应。 l 做上述实验时，如果在实验过程中忘加酚酞，在实验结束后再加酚酞溶液，发现酚酞不变色，会有两种情况：酸碱恰好完全反应或者酸过量。这时加入碳酸钙固体，如果有气泡产生，说明酸过量；如果没有气泡产生，说明恰好完全反应。 l 虽然不能用酚酞溶液鉴别酸性溶液和中性溶液，但借助一种碱溶液，就能将酸性和中性溶液区分出来。 l 在所有的复分解反应中，中和反应优先发生，并且反应可以瞬时完成。

16、 l 中和反应是放热的反应。 l 中和反应的应用 n 熟石灰改良酸性土壤。 n 熟石灰改良酸性河流。 铁粉、蛋壳也可改良酸性河流，但它们不属于中和反应。 n 碳酸水改良碱性土壤。 n 用含氢氧化铝或氢氧化镁的药物中和过多的胃酸： Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O 小苏打、墨鱼骨粉也可以治疗胃酸过多，但它们不属于中和反应。 n 被蚊虫叮咬时涂含氨水的药物。 l 中和反应同氧化反应、还原反应一样，是特征反应，不属于四大基本反应类型。 第五节 酸碱度 l 溶液的酸碱度用pH表示。pH的范围通常在014之间。如下图所示： l 红 橙 黄 绿

17、 紫 l l l l l l l 0 酸性增强 7 碱性增强 14 酸性溶液的pH 7。 H+的浓度越大，溶液的酸性越强，pH越小；OH-的浓度越大，溶液的碱性越强，pH越大。 溶液中H+或OH-的浓度改变，则pH会相应改变。 一杯pH为5.6的溶液，怎样增大它的pH值？ 物理方法：加水稀释。 化学方法：加入锌粒、氧化铜、氢氧化钠或碳酸钙等物质。 加水稀释只能使酸性或碱性溶液的pH无限靠近7，但不能改变溶液的酸碱性。 测定pH的最简单方法是使用pH试纸。 pH试纸的使用步骤：在白瓷板或玻璃片上放一小片pH试纸，用玻璃棒将待测液体滴到pH试纸上，将pH试纸显示的颜色与标准比色卡比较。 使用pH试

18、纸时的注意事项： n 不能把pH试纸浸在待测液体中。 n pH试纸不能用水润湿。 n pH试纸测出的pH值是整数。 n 在做习题时，使用pH试纸和使用酸碱指示剂是同一种方法。 常见物质的pH值： 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 厕所柠檬 苹橘鸡蛋厨房清 清 酱油 西瓜 牛奶 牙膏 肥皂 草木灰水 醋 果 子 清 洁剂 洁剂 l 了解溶液的酸碱度有重要的意义 n 化工生产中许多反应必须在一定pH溶液里才能进行 n 在农业生产中，农作物一般适宜在pH为7或接近7的土壤中生长。 n 测定雨水的pH，可以了解空气的污染情况。 n 测定人体内或排出的液体的pH，可以了解人体的健康状况。